钠及其化合物知识归纳.docx
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钠及其化合物知识归纳
第一讲钠及其化合物
1.1钠
知识点精析与运用
知识点精析
知识点1:
研究物质性质的基本方法及基本程序
1.研究物质的性质,常常运用观察、实验、分类、比较、假说、模型等方法。
2.研究物质性质的基本程序
知识点2:
钠原子结构
+11
从钠的原子核外电子排布看,其最外电子层上只有一个电子,因此,极易将这一电子失去,而达到稳定结构,形成+1价的钠阳离子(Na+)。
即金属钠的原子结构决定了其性质的活泼。
因其易失电子被氧化,故金属钠是还原剂。
知识点3:
钠的物理性质
钠是银白色金属,质软(可用刀切割),密度小(0.97g/cm3),熔点低,是电和热的良导体。
知识点4:
钠的化学性质
由于钠原子最外层只有一个电子,在化学反应中容易失去最外层的一个电子变为钠离子:
Na-e-→Na+
所以钠的化学性质极活泼,具有强还原性,是强还原剂,具有金属的典型性质。
1.与非金属反应
(1)与氧气的反应
常温下能与空气中的氧气化合,表面变暗。
4Na+O2=2Na2O
在空气或氧气中燃烧,发出黄色火焰,生成淡黄色固体。
2Na+O2Na2O2
(2)与硫反应
2Na+S=Na2S(研磨易爆炸)
(3)与氯气反应
2Na+Cl22NaCl(发出黄色火焰,产生白烟)
2.与水反应
钠与水反应的实验现象及现象解释如下:
现象
解释
浮在水面上
钠的密度比水小
熔成闪亮小球
反应放热、熔点低
迅速四处游动
钠受气体推动而游动
发出嘶嘶响声
产生气体及其燃烧
反应后滴入酚酞试液显红色
生成NaOH显碱性
注:
钠与水反应在钠的周围有白雾生成,此白雾是氢气燃烧产生的水蒸气。
钠与水反应的化学方程式为:
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
该反应的实质是钠原子与水电离出的H+发生氧化还原反应,其离子方程式为:
2Na+2H2O=2Na++2OH-+H2↑
注:
钠与水反应的现象可概括为“浮、熔、游、响、红”,并结合钠的性质进行记忆。
3.与酸反应
钠与酸反应比与水反应更加激烈,极易爆炸。
钠与盐酸反应2Na+2HCl=2NaCl+H2↑
钠与稀硫酸反应2Na+H2SO4=Na2SO4+H2↑
钠与酸溶液反应的实质是:
钠与酸电离出来的H+直接反应,而不是钠先与水反应,生成的氢氧化钠再和酸溶液反应。
因为钠与水反应时,得电子的是水电离的H+,而酸中H+浓度大于水中H+的浓度。
4.与盐的反应
与熔融盐的反应4Na+TiCl4(熔融)Ti+4NaCl
与盐溶液反应将钠加到盐溶液中,首先是钠与水反应,若生成的氢氧化钠与盐能发生复分解反应,生成难溶物或弱电解质等,则氢氧化钠和盐再反应;否则钠只与水反应。
将一小粒钠投入硫酸铜溶液中,除观察到与水反应相同的现象外,还看到蓝色沉淀生成。
这是因为钠先与水反应,生成的NaOH再与盐CuSO4发生复分解反应生成氢氧化物——Cu(OH)2沉淀。
其反应式为:
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2↓(蓝色)+Na2SO4
总反应式:
2Na+2H2O+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑
故钠与盐溶液反应,不能置换出盐中的金属。
注:
钠与CuSO4溶液反应时会产生黑色物质,这是因为钠与水反应放出大量的热,使难溶碱Cu(OH)2部分分解,生成黑色的CuO所致。
凡是活动性很强的金属(如K、Ca、Na)与盐溶液反应都与此类似,只有在熔融状态下,才有可能发生金属之间的置换反应。
由于钠的性质十分活泼,所以钠元素以化合态如NaCl、Na2SO4、Na2CO3、NaNO3等形式存在于自然界中。
由于钠很容易与空气或水反应,所以保存钠时应隔绝空气和水。
因为煤油不与钠反应,且煤油的密度小于钠的密度,所以通常将钠保存在煤油里。
虽然汽油的密度也小于钠的密度,但由于汽油易挥发,所以不能用汽油保存钠。
由于四氯化碳的密度大于钠的密度,所以不能用四氯化碳保存钠。
知识点5:
钠的制取
工业上用电解氯化钠的方法制取钠。
电解需要在电解槽里进行。
为降低电解温度,一般用40%NaCl和60%CaCl2形成的共熔物,在580℃就可以了。
电解时,Cl2在阳极放出,金属钠和钙浮在上方的熔盐上面,从管道溢出。
把熔融的金属混合物冷却到105~110℃,钙就成晶体析出,经过滤就实现了钠和钙的分离。
知识点6:
钠的用途
1.制取过氧化钠
2.钠和钾的合金是原子反应堆的导热剂
熔融的钠是液体传热中最好的一种,传热本领比水银高10倍,比水高40~50倍。
钠和钾组成的合金在常温下是液体,例如含钠20%、钾80%(质量分数)的合金熔点是-10℃,可用于原子反应堆的导热剂(合金的熔点一般都比任一组成成分的熔点低)。
3.用于电光源(高压钠灯)
将钠用于电光源上,高压钠灯发出的黄光波长约为589nm,射程远,透雾能力强,对道路平面的照度比高压水银灯高三倍半,广泛应用于广场、街道的照明。
钠灯也可用于洗相的暗房,因为这种黄光不会使相纸曝光。
4.作还原剂制取某些金属
3Na+AlCl3=Al+3NaCl(历史上制铝),4Na+TiCl4(熔融)Ti+4NaCl(现代制钛)。
碱金属中的钾、铷、铯的制取也用不如它们活泼的钠,原因是什么呢?
我们以制钾为例来说明。
沸点,KCl:
1500℃、Na:
882.9℃、NaCl:
1410℃、K:
774℃。
我们将熔融态的KCl与Na共热,可得到钾蒸气:
KCl+Na=NaCl+K↑,及时分离出K蒸气,反应就不断向右进行了。
能力拓展
释疑解难
命题规律1:
本节常见的易错易混点
1.钠与氧气反应何时生成Na2O,何时生成Na2O2,经常混淆不清。
2.钠与酸溶液反应的观念,总认为是Na先与水反应生成氢氧化钠后,氢氧化钠再与酸反应。
3.钠与盐溶液反应时,总认为是钠直接与盐反应,而忽视了钠先与水反应。
注:
(1)钠与氧气反应在常温下生成Na2O,点燃时生成Na2O2。
(2)钠与酸溶液反应时,先与酸反应,反应后剩余的钠再与水反应。
(3)钠与盐溶液反应时,钠先与水反应,然后考虑生成的氢氧化钠是否可以与盐再进一步反应。
命题规律2:
金属钠露置在空气中的变化过程
银白色金属表面变暗出现白色固体表面变成溶液
(Na)(Na2O)(NaOH)(NaOH潮解)
白色块状物质白色粉末状物质
(Na2CO3·10H2O)(Na2CO3)
注:
熟练写出各步转化的化学方程式,弄清变化的本质原因。
命题规律3:
钠与盐溶液反应的规律
1.将钠投入到饱和氯化钠溶液中,由于钠与水反应生成氢氧化钠和氢气,消耗了溶液中的水,从而析出固体氯化钠。
2.将钠投入CuSO4溶液中,首先发生反应:
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑,然后,生成的NaOH与CuSO4发生复分解反应:
2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4,整个过程可观察到有氢气和蓝色沉淀生成。
总反应方程式:
2Na+2H2O+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑
3.将钠投入到氯化铵溶液中,会有氢气和氨气生成。
总反应式为:
2Na+2H2O+2NH4Cl=2NaCl+2NH3↑+H2↑
4.将钠投入AlCl3溶液中,首先发生反应:
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑,然后,生成的NaOH与AlCl3发生复分解反应:
3NaOH+AlCl3=Al(OH)3↓+3NaCl,若加入的金属钠过量,则生成的NaOH过量,过量的NaOH又会使Al(OH)3沉淀溶解:
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O
注:
(1)钠可以从某些熔融盐中置换出金属,但不能从盐溶液中置换出金属。
(2)当把钠放在盐溶液中时,钠首先是与水反应生成的氢氧化钠和氢气,然后再考虑生成的氢氧化钠是否与盐发生复分解反应。
1.2钠的化合物
知识网络图解
Na2ONa2O2与水、CO2、盐溶液的反应
NaOH碱的通性、与酸、盐的反应
钠的化合物Na2CO3NaHCO3与酸、碱、盐的反应,NaHCO3的不稳定性
NaCl氯碱工业
知识点精析与运用
知识点精析
知识点1:
氧化钠和过氧化钠的比较
氧化物
氧化钠(Na2O)
过氧化钠(Na2O2)
结构
离子化合物,含有O2-,氧元素化合价为-2
离子化合物,含有O22-,氧元素化合价为-1
类别
碱性氧化物
过氧化物(非碱性氧化物)
颜色、状态
白色固体
淡黄色固体
热稳定性
不稳定(加热时被空气氧化)
稳定
与水反应
Na2O+H2O===2NaOH
2Na2O2+2H2O===4NaOH+O2↑
与CO2反应
Na2O+CO2===Na2CO3
2Na2O2+2CO2===2Na2CO3+O2
与酸反应
Na2O+2HCl===2NaCl+H2O
2Na2O2+4HCl===4NaCl+2H2O+O2↑
漂白作用
无
有
用途
制NaOH
作供养剂(用于潜水、航空);
作漂白剂(用于漂白羽毛等)
保存
干燥、密封
干燥、密封
鉴别
O2,△
Na,△
加水产生使带火星的木条复燃的气体
互相转变
Na2ONa2O2
注:
1.Na2O2是由活泼的金属元素钠与活泼的非金属元素氧组成的化合物,属于离子化合物。
其中钠元素以Na+形式存在,两个氧原子通过共用一对电子结合成一个整体,即O22-(过氧根离子),因此该化合物中,阴、阳离子个数比为1:
2,Na2O2的电子式为,其中氧元素呈-1价。
2.由于Na2O2中氧元素是-1价为中间价态,因而既可表现氧化性又可表现还原性。
又因为氧的稳定价态是-2价,因此Na2O2中的氧易得到电子从-1价降到-2价,从而表现强氧化性。
Na2O2的漂白性是其强氧化性的表现。
过氧化钠具有强氧化性,能氧化破坏有机色素的分子结构,可以用来漂白织物、麦秆、羽毛等。
这一点与次氯酸、次氯酸盐相同,它能漂白的物质种类多,很彻底,不会逆转。
3.Na2O2与H2O反应中,电子转移的方向和数目。
Na2O2与H2O反应时,其反应过程如下:
2Na2O2+4H2O===4NaOH+2H2O2(非氧化还原反应)
2H2O2===2H2O+O2↑(氧化还原反应)
总反应式为:
2Na2O2+2H2O===4NaOH+O2↑。
显然,反应物H2O中的氢、氧两元素的化合价始终没有发生任何变化。
反应的实质是-1价氧元素发生了自身氧化还原反应;Na2O2既是氧化剂,又是还原剂;O2是氧化产物。
该反应电子转移的方向数目可表示如下:
2e-
单线桥法:
2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑
失2e-
双线桥发:
2Na2O2+4H2O===4NaOH+2H2O+O2↑
得2e-
4.Na2O2与CO2的反应,相当于在上边反应的基础上增加CO2与NaOH的反应,所以必须是潮湿的CO2才与Na2O2反应。
5.Na2O2是不是碱性氧化物?
碱性氧化物是指和酸反应生成盐和水的氧化物。
它有以下特征:
(1)与酸反应只生成盐和水;
(2)与水直接或间接化合生成相应的碱;(3)与酸性氧化物反应生成相应的含氧酸盐;(4)反应中元素的化合价未发生变化。
过氧化钠与酸、水或CO2反应时,除生成相应的盐和碱外,还生成了氧气,氧元素的化合价也发生了变化:
2Na2O2+2H2SO4===2Na2SO4+2H2O+O2↑
2Na2O2+2H2O===4NaOH+O2↑
2Na2O2+2CO2===2Na2CO3+O2
所以,Na2O2是金属氧化物,但不是碱性氧化物。
知识点2:
氢氧化钠(NaOH)
俗称烧碱、火碱、苛性钠。
1.主要物理性质:
白色固体,易吸收空气中的水而潮解,易溶解于水,并且放出大量的热,水溶液有涩味,有强腐蚀性。
2.主要化学性质:
为一元强碱,具有碱的通行。
(1)NaOH溶于水后完全电离,能与酸碱指示剂或试纸作用。
(2)与酸酐发生反应:
如CO2、SO2、SiO2等。
反应方程式分别为:
2NaOH+CO2===Na2CO3+H2O;2NaOH+SO2===Na2SO3+H2O;
2NaOH+SiO2===Na2SiO3+H2O
(3)与两性物质反应:
如Al2O3、Al(OH)3等。
反应方程式分别为:
Al2O3+2NaOH===2NaAlO2+H2O
Al(OH)3+NaOH===NaAlO2+2H2O
(4)与单质反应放出氢气:
如铝、硅。
反应方程式为:
2Al+2NaOH+2H2O===2NaAlO2+3H2↑
Si+2NaOH+H2O===Na2SiO3+2H2↑
(5)与盐发生复分解反应:
如NH4Cl、CuSO4、NaHCO3、Ca(HCO3)2等。
例如:
NH4Cl与NaOH溶液共热:
NH4Cl+NaOH==NaCl+H2O+NH3↑;
NaHCO3溶液与NaOH溶液反应:
NaHCO3+NaOH==Na2CO3+H2O
应注意:
①盛NaOH的试剂瓶需用橡胶塞,不能用玻璃塞。
②NaOH碱性很强,贮存时若未密闭,表层易变质生成碳酸钠。
③称量NaOH要放在小烧杯或表面皿里,动作要迅速。
不能放在量筒、量杯、纸上称量。
④不慎将浓NaOH溶液沾在皮肤上,应先用大量水冲洗,然后再涂上硼酸稀溶液。
⑤在实验室里常用NaOH溶液吸收氯气,在工业上常用NaOH溶液吸收含一氧化氮和二氧化氮的尾气,以消除污染。
⑥实验室制取少量的NaOH溶液可在饱和的Na2CO3溶液中撒入石灰末,加热、过滤。
知识点3:
碳酸钠和碳酸氢钠的比较
俗名
纯碱(苏打)
块碱
小苏打
化学式
Na2CO3
Na2CO3·10H2O
NaHCO3
颜色、状态
白色粉末
无色晶体
细小白色晶体
溶解性
易溶于水,溶液呈碱性
较易溶于水(<碳酸钠),溶液呈碱性
热稳定性
不易分解
易风化失水
受热易分解:
2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2↑
与酸反应
盐酸
Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑
NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑
碳酸
Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3
不能反应
与碱反应
NaOH
不能反应
NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
Ca(OH)2
Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH
若NaHCO3过量:
2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓
+Na2CO3+H2O
若Ca(OH)2过量:
NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓
+NaOH+H2O
与氯化钡反应
Na2CO3+BaCl2=BaCO3↓+2NaCl
不能反应
制法
2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2↑
NH3+NaCl+H2O+CO2=NaHCO3+
NH4Cl
用途
制玻璃、肥皂、造纸、纺织作洗涤剂
焙制糕点用作发酵粉,治疗胃酸过多,制泡沫灭火器的主要原料
相互转化
H2O+CO2
△
Ca(HCO3)2
Na2CO3NaHCO3
NaOH
知识点4:
食盐(NaCl)
1.食盐
食盐不仅是常用的调味品,而且是人体必需的物质,它对人体的血液循环和新陈代谢都有着重要作用。
人体缺盐会使人感到头晕、倦怠、全身无力,学习和工作效率降低,长期缺盐甚至会导致心脏病。
注:
食盐对人体有重要作用,但也不能过多摄入,过多摄入食盐可能引发肾脏疾病和高血压病等。
健康成年人摄入食盐量以每天2~6g为宜。
2.氯碱工业
工业上用电解饱和食盐水的方法来制取NaOH、Cl2和H2,并以它们为原料生产一系列化工产品,称为氯碱工业。
(1)氯碱工业的原料:
饱和食盐水
(2)原理:
2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2↑+H2↑
(3)设备:
离子交换膜电解槽
(4)饱和食盐水的精制方法
饱和食盐水中含有泥沙、Ca2+、Mg2+、Fe3+、SO42-等杂质,不符合电解要求,因此必须要经过精制。
精制食盐水时常加入BaCl2、Na2CO3、NaOH等,使杂质成为沉淀过滤除去,然后加入盐酸调节盐水的pH。
加入的顺序为:
BaCl2、Na2CO3、NaOH、HCl或BaCl2、NaOH、Na2CO3、HCl。
发生的反应为:
Ba2++SO42-=BaSO4↓Ba2++CO32-=BaCO3↓Ca2++CO32-=CaCO3↓
Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓
CO32-+2H+=H2O+CO2↑H++OH-=H2O
这样处理后的盐水仍含有一些Ca2+、Mg2+等金属离子,由于这些阳离子在碱性环境中会生成沉淀,损坏离子交换膜,因此该盐水还需送入阳离子交换塔,进一步通过阳离子交换树脂除去Ca2+、Mg2+等。
这时的精制食盐水就可以送往电解槽中进行电解了。
能力拓展
释疑解难
命题规律1:
过氧化钠的强氧化性
1.过氧化钠具有强氧化性,它不仅能与水、二氧化碳反应,还能与几乎所有的常见气态非金属氧化物反应。
在与二氧化碳反应时,既作氧化剂又作还原剂,而与具有还原性的NO、NO2、SO2反应时只作氧化剂。
Na2O2+2NO==2NaNO2Na2O2+2NO2==2NaNO3Na2O2+SO2===Na2SO3
2.Na2O2投入FeCl2溶液中,可将Fe2+氧化成Fe3+,同时生成红褐色的Fe(OH)3沉淀,反应过程中看不到白色沉淀。
3.Na2O2投入氢硫酸中,可将H2S氧化成单质硫,溶液变浑浊。
4.Na2O2投入Na2SO3溶液中,可将SO32-氧化成SO42-。
5.Na2O2投入品红溶液中,因其有强氧化性,所以有漂白性,可使品红溶液褪色。
命题规律2:
与过氧化钠有关计算的一般规律
1.2Na2O2+2H2O===4NaOH+O2↑①2Na2O2+2CO2===2Na2CO3+O2②,在反应①中,对Na2O2固体而言,反应中过氧化钠增重的质量实际是水中氢的质量,其结果可看做Na2O22NaOH+O。
在反应②中,过氧化钠增重的质量实际上是2CO2-O2,即2CO的质量,其结果可看做Na2O2Na2CO3+O。
2.过氧化钠与水、二氧化碳混合反应时,应当看做过氧化钠先与二氧化碳反应,后与水反应。
3.注意终态法的思想在过氧化钠的计算中的应用,例如:
Na2O2+H2===2NaOHNa2O2+CO===Na2CO3Na2O2+H2+CO===2NaOH+Na2CO3
4.ag通式符合(CO)m(H2)n(m=0,1,2,…,n=0,1,2,…,)的物质在氧气中燃烧,将其产物通过足量的Na2O2固体,反映完毕,固体增重ag(可借助规律3分析)。
命题规律3:
碳酸钠、碳酸氢钠性质比较
1.碳酸盐和碳酸氢盐的热稳定性规律
一般说来,一价金属碳酸盐比二价金属碳酸盐稳定,正盐比酸式盐稳定,酸式盐比碳酸稳定。
Na2CO3>CaCO3,NaHCO3>Ca(HCO3)2,Na2CO3>NaHCO3,CaCO3>Ca(HCO3)2。
2.碳酸钠、碳酸氢钠分别与同浓度的某种酸反应的速率比较
碳酸钠与酸反应时,CO32-接受H+是分步进行的:
先结合一个H+变成HCO3-,再结合一个H+变成H2CO3,继而分解成H2O和CO2气体。
碳酸氢钠与酸反应时,HCO3-结合H+变成H2CO3,然后生成H2O和CO2气体。
所以碳酸钠和碳酸氢钠与同浓度的某种酸反应时,碳酸氢钠反应比较快,现象剧烈。
1.3碱金属元素
知识网络图解
知识点精析与运用
知识点精析
知识点1:
碱金属元素的原子结构
相同点:
次外层8个电子(Li是2个);最外层1个电子。
不同点:
核电荷数增加,电子层数增多,原子半径增大。
知识点2:
碱金属单质的物理性质
相同点:
均为银白色(铯略带金色光泽),轻(其中锂、钠、钾比水还轻)软金属,低熔点,导电,导热。
不同点:
随着原子序数的递增,密度逐渐增大,硬度变小,熔沸点降低。
知识点3:
碱金属单质的化学性质
相同点:
均与卤素、硫、氧气、水等反应。
不同点:
在氧气中燃烧时:
Li的生成物一般是Li2O,Na的生成物是Na2O2,而K、Rb、Cs等生成过氧化物或超氧化物;在与水反应时:
Li较剧烈,Na剧烈,K更剧烈并轻微爆炸,Rb很猛烈并爆炸,Cs更猛烈并爆炸。
注:
(1)Li与水反应时不熔化,且生成的氢氧化锂溶解度较小,阻碍反应的进行。
(2)碱金属元素所对应的碱(MOH)均为可溶性强碱,碱性从LiOH到CsOH依次增强。
(3)碱金属氧化物(M2O)是碱性氧化物。
过氧化物(M2O2)和超氧化物(MO2)都不是碱性氧化物,与酸反应除生成盐和水外,还放出氧气。
2K2O2+4HCl===4KCl+2H2O+O2↑4KO2+4HCl===4KCl+2H2O+3O2↑综上所述:
物质的结构决定性质,性质反映结构。
结构相似,性质相似;结构不相似,性质差异大。
知识点4:
碱金属单质的保存
碱金属单质化学性质十分活泼,所以碱金属元素均以化合态存在于自然界中。
碱金属元素的性质非常活泼,常温下易和氧气、水等反应,所以碱金属单质单质保存时必须隔绝空气和水。
如钠、钾、铷、铯保存于煤油中。
由于锂的密度小于煤油的密度,将锂放入煤油会浮在液面上,起不到保护作用,因此锂不保存在煤油中,一般浸没在液态石蜡里。
知识点5:
碱金属的氢化物
碱金属跟氢气发生反应,生成碱金属氢化物,它们都是离子化合物,其中氢以H-形式存在,显-1价。
碱金属的氢化物是强还原剂。
在较高的温度下,它们能从熔融盐中将金属还原出来。
例如在400℃时,NaH能够把TiCl4还原成Ti;NaH可用于铁制品的除锈;碱金属氢化物常用来还原某些有机物,如将醛、酮、羧酸还原为醇,将硝基还原为氨基。
碱金属氢化物与水反应放出氢气。
MH+H2O==MOH+H2↑,1千克氢化锂与水反应可以放出2800L氢气。
因此,氢化锂可以看做是储藏氢气的“仓库”,常用于军事上和其他需要氢气的地方,比如在航空航天上可以作为燃料电池的原料。
知识点6:
焰色反应
1.某些金属或它们的化合物在灼烧时,火焰呈现特殊的颜色叫做焰色反应。
2.焰色反应原理:
灼烧某些金属或它们的化合物时,核外电子获得能量被激发,被激发后的电子不稳定,又恢复到原来状态,以光的形式释放能量,此乃元素的性质,与价态无关。
原子结构不同,发出的光波长就不同,所以各种金属的焰色各不相同,该过程中无新物质生成,故不是化学变化,而是物理变化。
3.焰色反应的操作步骤
(1)点燃酒精灯。
(2)铂丝在酒精灯上灼烧至火焰呈原色,如有色蘸盐酸再烧,直至呈原色。
(3)铂丝蘸取固体或溶液灼烧、观察。
(若是钾元素,应通过蓝色钴玻璃,滤去遮盖紫色的黄光。
)
(4)铂丝用稀盐酸洗净,在火焰上灼烧至原色,放好。
注:
焰色反应的操作应注意下列几个问题:
①所用火焰本身的颜色要浅,以免干扰观察。
②蘸取待测物的金属丝本身在火焰上灼烧时,应无颜色,同时熔点要高,不易被氧化。
用铂丝效果最好,也可用铁丝、镍丝、钨丝等来代替铂丝。
但不能用铜丝,因为它在灼烧时有绿色火焰产生。
③金属丝在使用前要用稀盐酸将其表面的氧化物洗净,然后在火焰上灼烧至无焰色,以除去能起焰色反应的少量杂质。
④观察钾的焰色时,要透过蓝色的钴玻璃片。
因为钾中
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- 及其 化合物 知识 归纳
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